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• Edgar Vinicio Montero

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PUNTO TRIPLE DEL AGUA Tras ver en Espacioencia teorías que son tan conocidas como La ley de la Gravedad, y otras que no son para nada empíricas pero sí populares, como la ley de la atracción, queremos definir ahora qué es el Punto triple del agua, que consiste en un proceso en el que podemos decir que las tres fases del agua, coexisten de manera equilibrada.

El punto triple del agua 1. 2. 3. 4. 5.

Introducción ¿Qué es el punto triple del agua? Tabla de puntos triples El principio del punto triple del agua en otros ejemplos Video del punto triple del agua

Introducción Desde siempre hemos estudiado que el agua tiene tres estados y que pasa de uno a otro si se le aplican las suficientes condiciones del frío o calor. Estos estados son sólido, líquido y gaseoso. El agua se encuentra en la naturaleza en estos tres estados, y pasa también de uno a otro para seguir con el ciclo del agua, un ciclo indispensable para la supervivencia del planeta y todos sus seres vivos.

Sin embargo, (y esto igual te sorprende), el agua no siempre se presenta solamente en uno de estos tres estados. De hecho, con las condiciones de temperatura y de presión atmosférica adecuadas, podría llegar a presentarse en los tres estados al mismo tiempo. Es lo que se denomina triple punto del agua.

¿Qué es el punto triple del agua?: 

Si bien ya hemos dicho que el punto triple del agua es el punto en el que las tres fases del agua coexísten de forma equilibrada, cabe añadir que la temperatura puede variar dependiendo del líquido al que se le aplique, aunque en el caso que nos ocupa, el del agua, tenemos que decir que este punto se encuentra a 0,01ºC y 0,006 atmósferas; es decir, está prácticamente a 0ºC y a una presión unas 165 veces más pequeña que la atmosférica.

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Hemos de recordar, para entender mejor de lo que os hablo, que 1 atmósfera es una presión equivalente a la presión de la atmósfera terrestre a nivel del mar. Así pues, con las condiciones anteriores el agua líquida, el vapor de agua y el hielo se pueden presentar de manera simultánea. A partir de estas condiciones podemos decir que nos será posible cambiar el estado de toda la masa de agua a hielo, agua líquida o vapor arbitrariamente haciendo pequeños cambios en la presión y la temperatura. Si colocamos el agua a altas temperaturas primero vamos a obtener agua líquida y, a continuación, agua sólida.  Una vez superado la presión de los 190 pascales se obtiene una forma cristalina de hielo que es más denso que el agua líquida.

Tabla de puntos triples

El agua no es el único elemento que puede manifestarse en los tres estados, la mayoría pueden hacerlo si se dan las condiciones adecuadas. Estas tienen como referencia la presión 0, que es la existente en la superficie de la Tierra al nivel del mar. Aquí puedes ver una tabla con los puntos triples de los distintos elementos:

El principio del punto triple del agua en otros ejemplos: 

A partir de este principio, que ya hemos visto por la tabla anterior, podemos aplicarlo en otros líquidos o de hecho en otros ejemplos.

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Por ejemplo, la presión que marca el punto triple del agua  fue utilizada durante la misión Mariner 9 a Marte ya que permitió tener un punto de referencia para definir “el nivel del mar”. Misiones más recientes hacen uso de altimetría láser y gravimetría en lugar de la presión atmosférica para medir la elevación en Marte.

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PROCESO DE CAMBIO DE FASES EN SUSTANCIAS PURAS Las sustancias existen en diferentes fases, a temperatura y presión ambiente el cobre, hierro, plástico, oro es sólido, el aire, el nitrógeno es gaseoso, el agua, el mercurio es líquido.

Una sustancia puede tener varias fases con estructuras moleculares diferentes, por ejemplo el carbono puede existir como grafito o diamante en fase sólida. El hielo puede existir con siete fases sólidas diferentes. Una fase se identifica como un arreglo molecular distinto, homogéneo en su totalidad y separado de las demás fases por medio de superficies identificables. Por ejemplo el agua y el hielo, estas son fácilmente identificables. A nivel molecular, los enlaces moleculares del estado sólido son más fuertes que el estado líquido y este que el estado gaseoso. En las moléculas del sólido existen pequeñas distancias intermoleculares, las fuerzas de atracción entre las moléculas son grandes y las mantienen fijas dentro del sólido. En las moléculas del líquido es similar al estado sólido únicamente que las moléculas ya no mantienen posiciones fijas entre si y pueden rotar y trasladarse libremente. En un líquido las fuerzas intermoleculares son más débiles con relación a un sólido, pero son fuertes en comparación con los gases. En la fase gaseosa las moléculas están bastante apartadas unas de otras y no hay un orden molecular. Las moléculas del gas se mueven al azar, en continuo choque entre si y con las paredes del recipiente que las contienen. Las fuerzas moleculares son muy pequeñas, en particular en bajas densidades, y las colisiones son la única interacción entre las moléculas. Las moléculas en estado gaseoso tienen un nivel de energía bastante mayor que en la fase líquida o sólida, o sea que el gas debe liberar una gran cantidad de energía antes de que pueda congelarse o condensarse. Una sustancia pura puede existir en diferentes fases dependiendo del proceso, por ejemplo en la caldera existe agua líquida y vapor; un refrigerante en un condensador evaporativo existe inicialmente como vapor, luego como líquido.

Líquido sub-enfriado y líquido saturado El agua adentro de un cilindro-pistón a 20ºC y 1 atm. Existe como líquido sub-enfriado o líquido comprimido, lo que significa que no está a punto de avaporarse. Al transferir calor a este VC (volumen de control) el agua aumenta por ejemplo a 20ºC por lo cual el agua líquida tendrá cierta expansión aumentando su volumen específico y el embolo se moverá ligeramente hacia arriba. Durante este proceso la presión del cilindro permanece constante en 1 atm. En este caso el agua sigue siendo líquido comprimido, pues no ha empezado a evaporarse.

Conforme se transfiere más calor, la temperatura aumentará hasta 100ºC. En este punto el agua sigue siendo un líquido, pero cualquier aumento de calor (no temperatura) causará algo de evaporación en el líquido. Este líquido que está a punto de evaporarse se le llamalíquido saturado.

Vapor saturado y vapor sobrecalentado En el VC anterior, al iniciarse la ebullición, la temperatura se detendrá hasta que el líquido se evapora completamente; media vez la presión se mantenga constante. Si en este punto se pierde calor al exterior, se inicia una leve condensación del vapor. Un vapor a punto de condensarse se le llama vapor saturado. Media vez el proceso de evaporación se alcanza completamente existe una sola fase de vapor y al llegar a este punto, una adición de calor ocasionará un aumento de temperatura y del volumen específico. Si la temperatura la llevamos hasta 332 ºC y si transferimos calor a los alrededores o se pierde calor, la temperatura descenderá pero no necesariamente ocurrirá condensación; únicamente hasta que la temperatura baje a 100ºC a 1

atm. De presión. Un vapor que no está a punto de condensarse se denomina vapor sobrecalentado.  El proceso de cambio de fase a presión constante se representa en el siguiente diagrama T-v.

Evaporación Si se calienta un líquido se incrementa la energía cinética media de sus moléculas. Las moléculas cuya energía cinética es más elevada y que están cerca de la superficie del líquido escaparán y darán lugar a la fase de vapor. Si el líquido está contenido en un recipiente cerrado, algunas moléculas del vapor seguirán el camino inverso chocando con la superficie del líquido e incorporándose a la fase líquida. Se establece un equilibrio dinámico cuando el número de moléculas que se escapan del líquido sea igual (en valor medio) al número de moléculas que se incorporan al mismo. Decimos entonces, que tenemos vapor saturado a la temperatura T, y la presión parcial que ejercen las moléculas de vapor a esta temperatura se denomina presión de vapor Pv.

La presión de vapor de una sustancia depende solamente de la temperatura y no del volumen; esto es, un recipiente que contiene líquido y vapor en equilibrio a una temperatura fija, la presión es independiente de las cantidades relativas de líquido y de vapor presentes.

La temperatura de ebullición es aquella a la cual la presión de vapor es igual a la presión exterior. La presión de vapor del agua es igual a 1 atmósfera a la temperatura de 100ºC. Si consideramos que la función de distribución de Boltzmann se aplica al mecanismo de la evaporación. .Donde nv y nl son el número de moles en la unidad de volumen en el vapor y en el líquido, respectivamente a la temperatura absoluta T, y Li es el valor medio por mol de sustancia de la diferencia entre la energía potencial de las moléculas en su fase de vapor y en su fase líquida. Esta ecuación nos dice que nv y por tanto la presión de vapor Pv, se incrementan rápidamente con la temperatura absoluta T. Derivando esta ecuación respecto de T,  suponiendo que nl es independiente de T.

Si el vapor se comporta como un gas ideal Pv=nvRT  o bien, ln nv=ln Pv-ln(RT)

Derivando esta expresión respecto de T Esta es una de las formas de la famosa ecuación de Clausius-Clapeyron que proporciona la pendiente de la curva (en color rojo), en el diagrama P-T, de coexistencia de las fases líquida y de vapor en equilibrio.